Fluoruro ferrico
| Fluoruro ferrico | |
|---|---|
 | |
| Nome IUPAC | |
| fluoruro di ferro(III) | |
| Nomi alternativi | |
| fluoruro ferrico, trifluoruro di ferro | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | FeF3 |
| Massa molecolare (u) | 112,85 g/mol[1] |
| Aspetto | solido verde pallido (anidro) o rosa (tri-idrato) |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-002-4 |
| PubChem | 24552 e 9833942 |
| SMILES | F[Fe](F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 3,87 g/cm3 a 68,0 °C[1] |
| Solubilità in acqua | lievemente solubile |
| Temperatura di fusione | > 1832 °C[1] |
| Temperatura di ebollizione | > 1832 °C (sublimazione)[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Temperatura di autoignizione | Non infiammabile[1] |
| Simboli di rischio chimico | |
 
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| pericolo | |
| Frasi H | 302 - 312 - 314 - 332 |
| Consigli P | 280 - 305+351+338 - 310 [2] |
Il fluoruro ferrico è il sale di ferro(III) con il fluoro, con formula FeF3.
Si può trovare sia come forma anidra (verdastra) oppure come tri-idrato di color rosa. La forma anidra contiene unità cristalline di FeF6 di forma ottaedrica che condividono i vertici.[3] È leggermente solubile in acqua, formando composti acidi.
Proprietà magneto-ottiche
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro di ferro ha proprietà magneto-ottiche interessanti in un intervallo di frequenze che include anche la maggior parte dello spettro del visibile.
Indicazioni di sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]Può generare fumi o vapori di fluoruri e acido fluoridrico[1]
Tossicità
[modifica | modifica wikitesto]- Inalazione: I fluoruri inorganici generalmente sono irritanti.
- Ingestione: L'ingestione di composti del ferro può causare letargia, conati di vomito, pulsazioni veloci e deboli, bassa pressione sanguigna e coma[1]
Misure antincendio
[modifica | modifica wikitesto]Il composto in sé non brucia o brucia con difficoltà, quindi usare i metodi adatti a spegnere il fuoco circostante.[4]
Interventi di primo soccorso
[modifica | modifica wikitesto]- Contatto con gli occhi: sciacquare abbondantemente con acqua per almeno 15 minuti. Consultare un medico.
- Contatto con la pelle: lavare con acqua e sapone.
- Ingestione: bere acqua, latte o carbone attivo e indurre il vomito[1].
Stoccaggio
[modifica | modifica wikitesto]Il composto, se pur poco solubile, è dannoso per l'ambiente, quindi allontanare ogni fonte d'acqua. Mantenere il composto lontano dal fonti d'acqua e fognature. Costruire paratie per contenere il flusso, se necessario.
- In caso di caduta in terra: coprire il solido con pellicole di plastica per preventire la dissoluzione con la pioggia (se all'aperto) o dall'acqua necessaria a spegnere incendi.
- In caso di caduta in acqua: Neutralizzare con ossido di calcio (CaO), calcare in polvere (CaCO3) o bicarbonato di sodio (NaHCO3. Aggiustare il pH a neutrale (pH=7). Usare pompe meccaniche e macchinari adatti per rimuovere masse immobili o precipitati[5].
Mezzi protettivi individuali
[modifica | modifica wikitesto]Indossare occhiali, guanti di neoprene o cloruro, respiratori con filtro e grembiule per prodotti chimici.
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]I sali acidi, come il fluoruro di ferro, sono generalmente solubili (anche in piccola parte) in acqua. Le soluzioni risultanti conterranno moderate concentrazioni di ioni idrogeno e avranno un pH minore di 7,0. Questi sali reagiscono come acidi per neutralizzare ambienti o composti basici. Queste neutralizzazioni generano calore, ma in quantità minore o molto minore di quello generato dalla neutralizzazione di acidi inorganici, ossiacidi e acidi carbossilici. Inoltre, questi sali, non reagiscono ad agenti ossidanti o riducenti. Specificatamente il fluoruro ferrico, quando riscaldato sotto vuoto, si decompone per formare FeF2 e F2 (gassoso)[3] In fase gassosa, a 1260 K la struttura diventa planare, D3h con un legame Fe-F di lunghezza 176,3 picometri[6].
La formazione di fluoruro ferrico può essere stata responsabile dell'esplosione di un cilindro che conteneva il gas F2 in pressione, verificatosi in un laboratorio dell'Università della California[7].
Il floururo ferrico è usato per catalizzare reazioni organiche.
Anaglifo 3D
[modifica | modifica wikitesto]Anaglifo 3D del fluoruro ferrico. Per la corretta visualizzazione usare gli occhialini con lenti blu e rosse.
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b c d e f g h USCG, 1999
- ^ Sigma Aldrich; rev. del 23.12.2011
- ^ a b Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A., Chemistry of the Elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-08-037941-9.
- ^ (AAR, 2003)
- ^ AAR, 2003
- ^ M Hargittai, Kolonits M., Tremmel J., Fourquet J. and Ferey G., The molecular geometry of iron trifluoride from electron diffraction and a reinvestigation of aluminum trifluoride, in Structural Chemistry, vol. 1, n. 1, gennaio 1990, pp. 75–78, DOI:10.1007/BF00675786.
- ^ A recent explosion of a lecture size cylinder of Hydrogen Fluoride... has renewed concerns that compressed gas cylinders can be especially dangerous. Archiviato il 1º settembre 2006 in Internet Archive.
Altri progetti
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Collegamenti esterni
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) PUBCHEM: ferrum-fluoride - compound information, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
- (EN) CHEMINDUSTRY: iron fluoride FeF3, su chemindustry.com.
- (EN) EnvironmentalChemistry.com: Iron fluoride (This page contains information on the chemical Iron fluoride including: 7 synonyms/identifiers)
- (EN) MATERIAL SAFETY DATA SHEET: ferrum fluoride (PDF), su espimetals.com. URL consultato il 2 febbraio 2010 (archiviato dall'url originale l'11 novembre 2006).
- (EN) National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet, su npi.gov.au. URL consultato il 2 febbraio 2010 (archiviato dall'url originale il 16 gennaio 2006).
